1. Соли в природе

Соли – это элек­тро­ли­ты, в ре­зуль­та­те дис­со­ци­а­ции их вод­ных рас­тво­ров об­ра­зу­ют­ся ка­ти­о­ны ме­тал­лов и ани­о­ны кис­лот­ных остат­ков.

Клас­си­фи­ка­ция солей

Соли бы­ва­ют:

·    Сред­ние

·    Кис­лые

·    Ос­нов­ные

·    Двой­ные

·    Сме­шан­ные

·    Ком­плекс­ные

Соли в при­ро­де

Очень мно­гие соли, ис­поль­зу­е­мые хи­ми­ка­ми, встре­ча­ют­ся в при­ро­де.

При­род­ные соли можно клас­си­фи­ци­ро­вать сле­ду­ю­щим об­ра­зом. Табл. 1.

Ми­не­раль­ные соли

Би­нар­ные со­еди­не­ния	Суль­фи­ды, га­ло­ге­ни­ды
Соли с ани­о­ном, со­дер­жа­щим неме­талл (ме­тал­ло­ид)	Кар­бо­на­ты, суль­фа­ты, фос­фа­ты, нит­ра­ты, бо­ра­ты, ар­се­на­ты, си­ли­ка­ты, алю­мо­си­ли­ка­ты.
Соли с ани­о­ном, со­дер­жа­щим ме­талл	Хро­ма­ты, воль­фра­ма­ты, мо­либ­да­ты, ва­на­да­ты.

2. Физические свойства солей

В обыч­ных усло­ви­ях все соли – это твер­дые  бес­цвет­ные ве­ще­ства. Но неко­то­рые ионы при­да­ют им окрас­ку. На­при­мер, соли двух­ва­лент­ной меди, трех­ва­лент­но­го хрома и ни­ке­ля окра­ше­ны в зе­ле­ный цвет. Пер­ман­га­на­ты – фи­о­ле­то­вые. Би­хро­ма­ты – крас­но-оран­же­вые, а хро­ма­ты – жел­тые, соли ко­баль­та – ро­зо­вые. Рис. 1.

Рас­тво­ри­мость солей может быть раз­лич­ной. Хо­ро­шо рас­тво­ри­мы нит­ра­ты, почти все соли ще­лоч­ных ме­тал­лов и ам­мо­ния.                    

Рис. 1 Би­хро­ма­ты – крас­но-оран­же­вые, а хро­ма­ты – жел­тые, соли ко­баль­та – ро­зо­вые

3. Химические свойства средних  солей

1. Вза­и­мо­дей­ствие с ме­тал­ла­ми

Более ак­тив­ные вос­ста­но­ви­те­ли вы­тес­ня­ют менее ак­тив­ные из рас­тво­ра их солей. Ак­тив­ность ме­та­ла можно опре­де­лить в элек­тро­хи­ми­че­ском ряду на­пря­же­ния ме­тал­лов.

Zn+ СuCl₂ = ZnCl₂+ Сu

Zn⁰ + Сu²⁺ = Zn²⁺ + Сu⁰

Од­на­ко ще­лоч­ные и ще­лоч­но­зе­мель­ные ме­тал­лы ре­а­ги­ру­ют с рас­тво­ра­ми солей иначе.

Эти ме­тал­лы сна­ча­ла ре­а­ги­ру­ют с водой. При этом об­ра­зу­ет­ся ще­лочь и вы­де­ля­ет­ся во­до­род.

2K + 2H₂O =2KOH + H₂↑, об­ра­зу­ю­ща­я­ся ще­лочь ре­а­ги­ру­ет с рас­тво­ром соли, если по­лу­ча­ет­ся нерас­тво­ри­мый гид­рок­сид.

CuSO₄ + 2КOH = Cu(OH)₂↓ + К₂SO₄

2. Ре­а­ги­ру­ют со ще­ло­ча­ми

Na₂SO₄ + Ba(OH)₂ = BaSO₄↓ + 2NaOH

3. Ре­ак­ция с кис­ло­та­ми (если об­ра­зу­ет­ся оса­док или газ)

AgNO₃ + HBr = AgBr↓ + HNO₃ (ка­че­ствен­ная ре­ак­ция на га­ло­ге­но­во­до­род­ные кис­ло­ты)

BaCl₂+ H₂SO₄ = BaSO₄↓ + HCl (ка­че­ствен­ная ре­ак­ция на сер­ную кис­ло­ту и её соли)

CaCO₃+ 2HCl = CaCl₂+ H₂O + CO₂↑ (ка­че­ствен­ная ре­ак­ция на кар­бо­на­ты)

4. Ре­а­ги­ру­ют с кис­ло­та­ми (с более силь­ны­ми или менее ле­ту­чи­ми) Рис. 2.

Рис. 2. Аце­тат ко­баль­та (II)

CH₃COONa + HCl = CH₃COOH + NaCl

NaCl _(тв.) + H₂SO_4(конц.) = NaHSO₄ + HCl ↑

Ca₃(PO₄)_2(тв.) +3H₂SO_4(конц.) =3CaSO₄ + 2H₃PO₄

Na₂SO₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + H₂O + SO₂↑

5. Ре­а­ги­ру­ют с со­ля­ми

Na₂SO₄ + Ba(NO₃)₂ = BaSO₄↓ + 2NaNO₃                                                             

6. Раз­ло­же­ние при на­гре­ва­нии

CaCO₃ CaO + CO₂

NH₄NO₃ N₂O + 2H₂O

7. Гид­ро­лиз

Неко­то­рые соли спо­соб­ны под­вер­гать­ся необ­ра­ти­мо­му гид­ро­ли­зу в вод­ных рас­тво­рах.

2Al(NO₃)₃ +3Na₂S + 6H₂O = 2Al(OH)₃↓ +3H₂S↑ + 6NaNO₃

8. Элек­тро­лиз

Соли спо­соб­ны под­вер­гать­ся элек­тро­ли­зу. И это очень важ­ный вид ре­ак­ций. Об этом было рас­ска­за­но в теме «Элек­тро­лиз».

4. Получение и химические свойства кислых солей

1. Вза­и­мо­дей­ствие гид­рок­си­дов с кис­ло­та­ми

Mg(OH)₂ + 2HCl = MgCl₂ + H₂O

2. Ре­ак­ция кис­лот­ных ок­си­дов со ще­ло­ча­ми

2KOH + CO₂ = K₂CO₃ + H₂O

3. Ре­ак­ция ос­нов­но­го ок­си­да с кис­ло­той

Ag₂O + 2HNO₃ = 2AgNO₃ + H₂O

4. Ре­ак­ция ме­тал­ла и неме­тал­ла (соли бес­кис­ло­род­ных кис­лот)

Fe + S  FeS

Хи­ми­че­ские свой­ства кис­лых солей

Кис­лые соли, как пра­ви­ло, рас­тво­ри­мы в воде лучше, чем сред­ние соли. На­при­мер, гид­ро­кар­бо­нат каль­ция рас­тво­рим в воде, а кар­бо­нат каль­ция – нет. Ди­гид­ро­про­из­вод­ные кис­лот рас­тво­ри­мы в воде лучше гид­ро­про­из­вод­ных со­от­вет­ству­ю­щих кис­лот.

1. Раз­ла­га­ют­ся при на­гре­ва­нии

Ca(НCO ₃)₂ CaСO₃↓ + CO₂ ↑+ Н₂О

2. Вза­и­мо­дей­ству­ют с ос­но­ва­ни­я­ми с по­лу­че­ни­ем сред­них солей

Ca(НCO ₃)₂ +Сa(OH)₂ = 2CaСO₃↓ + 2Н₂О

NaH₂PO₄ + 2NaOH = Na₃PO₄ + 2H₂O

3. Кис­лые соли всту­па­ют в такие же ре­ак­ции, как и сред­ние. Об­мен­ные ре­ак­ции друг с дру­гом.

Ca(НCO ₃)₂ + Na₂СO₃ = CaСO₃↓ +2 NaHCO₃

 Ме­то­ды по­лу­че­ния кис­лых солей

1. Непол­ная ней­тра­ли­за­ция мно­го­ос­нов­ных кис­лот

2NaOH + H₃PO₄ = Na₂HPO₄ + 2H₂O

NaOH + H₃PO₄ = NaH₂PO₄ + H₂O

2. Вза­и­мо­дей­ствие сред­них солей с ок­си­да­ми

CaСO₃↓ + CaO +H₂O = Ca(НCO ₃)₂

5. Комплексные соединения

Тео­рия ком­плекс­ных со­еди­не­ний была пред­ло­же­на в 1893 году Аль­фре­дом Вер­не­ром. Со­глас­но этой тео­рии, ос­но­ву ком­плекс­но­го со­еди­не­ния со­став­ля­ет цен­траль­ный атом, на­зы­ва­е­мый ком­плек­со­об­ра­зо­ва­тель или ме­тал­ло­центр. Рис. 3.

Рис. 3. Комплексные соединения

В ка­че­стве та­ко­во­го вы­сту­па­ют ча­сти­цы, име­ю­щие ва­кант­ные ор­би­та­ли, часто име­ю­щие зна­чи­тель­ный по­ло­жи­тель­ный заряд. В ка­че­стве ком­плек­со­об­ра­зо­ва­те­ля вы­сту­па­ют ка­ти­о­ны пе­ре­ход­ных ме­тал­лов. Во­круг цен­траль­но­го атома раз­ме­ща­ют­ся ли­ган­ды. Ли­ган­ды – это ионы или мо­ле­ку­лы, непо­сред­ствен­но свя­зан­ные с ком­плек­со­об­ра­зо­ва­те­лем, яв­ля­ю­щи­е­ся до­но­ра­ми элек­трон­ных пар. Это могут быть од­но­за­ряд­ные ча­сти­цы (Сl^-, CNS^-, CN^-), а также ней­траль­ные мо­ле­ку­лы, в ато­мах ко­то­рых есть непо­де­лён­ные пары элек­тро­нов (H₂O, NH₃, CO). Ко­ор­ди­на­ци­он­ное число может быть 4 или 6. При об­ра­зо­ва­нии ком­плек­са между цен­траль­ны­ми ато­ма­ми и ли­ган­да­ми об­ра­зу­ет­ся ко­ва­лент­ная связь по об­мен­но­му или до­нор­но-ак­цеп­тор­но­му ме­ха­низ­му. Из-за этого и ком­плек­со­об­ра­зо­ва­тель, и ли­ган­ды ме­ня­ют свои свой­ства при об­ра­зо­ва­нии ком­плек­са. Так, на­при­мер, ли­ган­ды не все­гда можно об­на­ру­жить ти­пич­ной для них при об­на­ру­же­нии ре­ак­ци­ей. В ком­плекс­ных со­еди­не­ни­ях вы­де­ля­ют внут­рен­нюю и внеш­нюю сферу. Внут­рен­няя сфера за­клю­ча­ет­ся в квад­рат­ные скоб­ки. Если внут­рен­няя сфера за­ря­же­на, то для неё дол­жен быть про­ти­во­ион, ко­то­рый на­хо­дит­ся во внеш­ней сфере. Рас­смот­рим это на при­ме­ре гид­рок­со­алю­ми­на­та калия.

K⁺ [Al³⁺ (OH)^-₄]^-

К ком­плекс­ным со­еди­не­ни­ям от­но­сит­ся ре­ак­тив Тол­лен­са (гид­рок­сид ди­ам­мин­се­реб­ра (1)) — ще­лоч­ной рас­твор ам­ми­а­ка­та се­реб­ра [Ag(NH₃)₂]ОН.), ко­то­рый ис­поль­зу­ет­ся при ре­ак­ции се­реб­ря­но­го зер­ка­ла. Ком­плекс­ны­ми яв­ля­ют­ся гид­рок­си­ды неко­то­рых ме­тал­лов. При га­ло­ге­ни­ро­ва­нии аро­ма­ти­че­ских со­еди­не­ний могут об­ра­зо­вы­вать­ся ком­плекс­ные га­ло­ге­ни­ды. На­при­мер, тет­ра­хло­ро­алю­ми­нат калия. При вза­и­мо­дей­ствии гид­рок­си­да меди с гли­ко­лем об­ра­зу­ют­ся ор­га­ни­че­ские ком­плек­сы меди, и это яв­ля­ет­ся ка­че­ствен­ной ре­ак­ци­ей на гли­ко­ли. К ком­плекс­ным со­еди­не­ни­ям от­но­сит­ся хло­ро­филл и ге­мо­гло­бин.

6. Принцип жестких и мягких кислот и оснований

Эта тео­рия яв­ля­ет­ся раз­ви­ти­ем тео­рии кис­лот и ос­но­ва­ний Лью­и­са (рис. 4).

Нам необ­хо­ди­мо вспом­нить, что такое по­ля­ри­зу­е­мость.

Рис. 4.

По­ля­ри­зу­е­мость – это спо­соб­ность элек­трон­ной обо­лоч­ки из­ме­нять­ся под дей­стви­ем внеш­не­го элек­трон­но­го поля.

В дан­ной тео­рии (ЖМКО) кис­ло­ты и ос­но­ва­ния де­лят­ся на жёст­кие и мяг­кие. Рис. 5.

Рис. 5. Кис­ло­ты и ос­но­ва­ния де­лят­ся на жёст­кие и мяг­кие

Жест­ки­ми кис­ло­та­ми яв­ля­ют­ся ак­цеп­то­ры с вы­со­кой элек­тро­от­ри­ца­тель­но­стью и низ­кой по­ля­ри­зу­е­мо­стью. В мяг­ких кис­ло­тах – низ­кая элек­тро­от­ри­ца­тель­ность и вы­со­кая по­ля­ри­зу­е­мость. Жест­кие ос­но­ва­ния – это до­но­ры с вы­со­кой элек­тро­от­ри­ца­тель­но­стью и низ­кой по­ля­ри­зу­е­мо­стью. Мяг­кие ос­но­ва­ния – с низ­кой элек­тро­от­ри­ца­тель­но­стью и вы­со­кой по­ля­ри­зу­е­мо­стью. Самая жест­кая кис­ло­та – это про­тон Н⁺. Самая мяг­кая – это СН₃Нg⁺. Наи­бо­лее жест­кие ос­но­ва­ния – это F^-  и ОН^- . Глав­ная идея этой тео­рии – это то, что по­доб­ное вза­и­мо­дей­ству­ет с по­доб­ным. Жёст­кие кис­ло­ты боль­ше хотят вза­и­мо­дей­ство­вать с жест­ки­ми ос­но­ва­ни­я­ми.

На­при­мер, бро­мид се­реб­ра рас­тво­рим мень­ше, чем хло­рид, а иодид рас­тво­рим мень­ше, чем бро­мид. Об­ра­зо­ва­ние иоди­да се­реб­ра на­и­ме­нее вы­год­но, зна­чит, он на­и­ме­нее рас­тво­рим. Эта тео­рия очень по­лез­на при объ­яс­не­нии или пред­ска­за­нии ме­ха­низ­ма ре­ак­ций.

Под­ве­де­ние итога

Вы изу­чи­ли тему «Соли и ком­плекс­ные со­еди­не­ния». Вы узна­ли о хи­ми­че­ских свой­ствах солей и ме­то­дах их по­лу­че­ния. Узна­ли, какие соли встре­ча­ют­ся в при­ро­де. По­зна­ко­ми­лись с ком­плекс­ны­ми со­еди­не­ни­я­ми и их стро­е­ни­ем.